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普通化學考試大綱二、溶液

溶液的濃度；非電解質(zhì)稀溶液通性；滲透壓；弱電解質(zhì)溶液的解離平衡：分壓定律；解離常數(shù)；同離子效應；緩沖溶液；水的離子積及溶液的pH值；鹽類的水解及溶液的酸堿性；溶度積常數(shù)；溶度積規(guī)則。

第二節(jié)溶液

一.溶液濃度的表示1.質(zhì)量百分比(%):

2.物質(zhì)的量濃度(C)

3.質(zhì)量摩爾濃度(m)

4.物質(zhì)量分數(shù)(x)二.稀溶液的通性依數(shù)性:溶液的蒸汽壓下降、沸點升高、凝固點下降以及滲透壓等.1.溶液的蒸汽壓下降（1）蒸汽壓：在一定溫度下，液體和它的蒸汽處于平衡時，蒸汽所具有的壓力。

試驗證明:難揮發(fā)溶質(zhì)形成溶液的蒸汽壓總是低于純?nèi)軇┑恼羝麎海╬o），其差值稱為溶液的蒸汽壓下降（ΔP）

ΔP＝po－p溶液（2）拉烏爾定律：在一定溫度下，難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的蒸汽壓下降和溶質(zhì)（A）的摩爾分數(shù)成正比。52.溶液的的沸點上升和凝固點下降（1）沸點：液相的蒸汽壓等于外界壓力時的溫度。（2）凝固點：液相蒸汽壓和固相蒸汽壓相等的溫度。溶液的的沸點上升:溶液的沸點總是高于純?nèi)軇┑姆悬c；溶液的凝固點下降溶液的凝固點總是低于純?nèi)軇┑哪厅c。如：防凍劑。（3）拉烏爾定律：難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的沸點上升和凝固點下降與溶液的質(zhì)量摩爾濃度（m）成正比。

ΔTb=kb.mΔTf=kf.mKb：溶劑的沸點上升常數(shù)；kf：溶劑的凝固點下降常數(shù)73.滲透壓π：為維持被半透膜所隔開的溶液與純?nèi)軇┲g的滲透平衡而需要的額外壓力。半透膜:等只允許溶劑分子透過,而不允許溶質(zhì)分子(或離子)透過的膜稱半透膜.滲透:溶劑分子透過半透膜進入溶液的現(xiàn)象。

πv=nRTπ=cRT反滲透：當施加于溶液面上的外壓大于滲透壓時，溶劑通過半透膜進入純?nèi)軇┲?。說明：（1）溶液粒子數(shù)越多，依數(shù)性越大；（2）對于電解質(zhì)溶質(zhì)的稀溶液，蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降和滲透壓的數(shù)值都比同

濃度的非電解質(zhì)稀溶液的相應數(shù)值要大。9對同濃度的溶液來說，溶液沸點高低或滲透壓大小順序為：

A2B或AB2型強電解質(zhì)溶液＞AB型強電解質(zhì)溶液＞弱電解質(zhì)溶液＞非電解質(zhì)溶液溶液蒸汽壓或凝固點的順序：A2B或AB2型強電解質(zhì)溶液＜AB型強電解質(zhì)溶液＜弱電解質(zhì)溶液＜非電解質(zhì)溶液例1,將質(zhì)量摩爾濃度均為0.10mol·kg-1的BaCl2,HCl,HAc,蔗糖水溶液的粒子數(shù)、蒸氣壓、沸點、凝固點和滲透壓按從大到小次序排序:解：按從大到小次序排序如下：粒子數(shù):BaCl2→HCl→HAc→蔗糖蒸氣壓:

蔗糖→HAc→HCl→BaCl2沸點:BaCl2→HCl→HAc→蔗糖凝固點:

蔗糖→HAc→HCl→BaCl2滲透壓:BaCl2→HCl→HAc→蔗糖43.分別在四杯100cm3水中加入5克乙二酸、甘油、季戊四醇、蔗糖形成四種溶液，則這四種溶液的凝固點（）A、都相同；B、加蔗糖的低；C、加乙二酸的低；D、無法判斷。131.

下類水溶液滲透壓最高的是:(A)(B)(C)

(D)36．下列水溶液中凝固點最高的是——。A.1molkg-1HAcB.0.1molkg-1CaCl2C.1molkg-1H2SO4

D.0.1molkg-1HAc

40.下列哪一種物質(zhì)的水溶液的蒸氣壓最大__________。A.0.1molkg-1NaClB.0.1molkg-1蔗糖

C.0.1molkg-1CaCl2

D.0.1molkg-1HAc43．下列水溶液中凝固點最低的是______________.A.0.01molkg-1Na2SO4

B.0.01molkg-1HACC.0.1molkg-1C3H5(OH)3

D.0.1molkg-1HCl45.定性比較下列四種溶液(濃度都是0.1molkg-1)的沸點，沸點高的是__________。A.Al3(SO4)3B.MgSO4C.CaCl2D.CH3CH3OH三.弱電解質(zhì)溶液的解離平衡

１．水的電離：

H2O（ι）==H+(aq)+OH-(aq)(1)水的離子積：

KW=C(H+)·C(OH－)250CKW=1.0×10-14在任何酸堿性的溶液中,皆有

C(H+)·C(OH－)=1.0×10-14

(2)pH值:pH=－lg{C(H+)},pOH=－lg{C(OH－)},pH+pOH=1４39、將pH=2的HCl溶液和pH=13的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH值為（）A、7.00；B、12.65；

C、3.00；D、11.00。2.酸堿質(zhì)子理論(1)酸：凡能給出H+的物質(zhì)稱為酸。(2)堿：凡能接受H+的物質(zhì)稱為堿。一個酸給出質(zhì)子變?yōu)槠涔曹棄A,一個堿得到質(zhì)子變?yōu)槠涔曹椝?HA

====H+

＋A－共軛酸共軛堿例：HAc

====H+

＋Ac－Ac－＋H2O====HAc＋

OH-

173．一元弱酸的解離：

HA(aq)=H+(aq)+A－(aq)弱酸的解離常數(shù)：Ka只是溫度的函數(shù),而與濃度無關(guān),在一定溫度下,為一常數(shù).Ka大則酸性強若弱酸比較弱,C/Ki≥500時：

注意：在一定的溫度下,溶液濃度下降,解離度α升高,但解離常數(shù)不變.

132.

25`C度時,HCN水溶液中的

(A)2.2×10-6mol.dm-3

(B)(C)(D)49.在0.05moldm-3的HCN中，若有0.010/0的HCN電離了，則HCN的解離常數(shù)為____________。

Ａ.5×10-10

Ｂ.5×10-8

Ｃ.5×10-6Ｄ.2.5×10-74．一元弱堿的解離：

NH3(aq)＋H2O(ι）=NH4＋(aq)＋OH－(aq)

弱堿的解離常數(shù)

若弱堿比較弱：

11、已知Kθb(NH3)=1.77×10-5,用廣泛pH試紙測定0．1moldm-3氨水溶液的pH值約是：（A）13（B）12（C）14

（D）11答:D分析：0．1moldm-3氨水溶液，pOH=2.9，pH=14-pOH=11.1≈11，故答案為D。共軛酸堿對的解離常數(shù)的關(guān)系為：

KaKb＝KWHAc=Ac－+H+

，Ka；Ac－＋H2O=HAc＋OH－,KbNH3＋H2O=NH4＋＋OH－NH4＋

＋H2O=NH3H2O

+

H+

。5．多元弱酸：

H2S(aq)=H＋(aq)＋HS－(aq),Ka1=9.1×10－8HS－(aq)=H＋(aq)＋S2－(aq),Ka2=1.1×10－12Ka1＞＞Ka2,忽略二級解離，按一級解離處理:

二級解離比一級解離弱，近似按一級解離處理。

6.同離子效應：

在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度降低，這種現(xiàn)象叫做同離子效應。例如，在HAc溶液中加入NaAc，使HAc解離平衡向左移動，即HAc(aq)=H++AC－(aq)←AC－（加入NaAc），從而使HAc解離度降低。9.各物質(zhì)濃度均為0．1moldm-3

的下列水溶液中，其pH值最小的是：[已知Kθb(NH3)=1.77×10-5,Kθa(CH3COOH)=1.77×10-5)（A）NH4Cl（B）NH3

（C）CH3COOH

（D）CH3COOH+CH3COONa答:C分析：33．醋酸溶液中,加入適量固體NaAc后,結(jié)果會使__________。

A.溶液pH值增大

Ｂ．溶液pH值減小Ｃ．醋酸解離常數(shù)增大Ｄ．醋酸解離常數(shù)減小105.在氨水中加入一些NH4Cl晶體，會使——。

A、NH3水的解離常數(shù)增大

B、NH3水的解離度a增大

C、溶液的pH值增大

D、溶液的pH值減少7.緩沖溶液(1)緩沖溶液:由弱酸及其共軛堿（如,弱酸與弱酸鹽）或弱堿及其共軛酸（如,弱堿與弱堿鹽）所組成的溶液，能抵抗外加少量強酸、強堿或稍加稀釋而使本身溶液pH值基本保持不變，這種對酸和堿具有緩沖作用的溶液稱緩沖溶液。

（2）緩沖溶液種類：1)弱酸－弱酸鹽:如HAc－NaAc，HF－NH4F;過量的弱酸和強堿:如過量的HAc和NaOH。2)弱堿－弱堿鹽:如NH3

－NH4Cl；過量的弱堿和強酸:如過量的NH3.H2O和HCl。3）多元酸－酸式鹽、多元酸的兩種不同的酸式鹽。如H2CO3－NaHCO3，NaHCO3

－Na2CO3；NaH2PO4－Na2HPO41.在某溫度時,下列體系屬于緩沖溶液的是（）A、0.100mol.dm-3的NH4Cl溶液;B、0.100mol.dm-3的NaAc溶液;C、0.400mol.dm-3的HCl與0.200mol.dm-3NH3.H2O等體積混合的溶液;D、0.400mol.dm-3的NH3.H2O與0.200mol.dm-3HCl等體積混合的溶液.2.下列溶液混合，屬于緩沖溶液的是（）A、50ml0.2mol.L-1CH3COOH和50ml0.1mol.L-1NaOH混合B、50ml0.1mol.L-1CH3COOH和50ml0.1mol.L-1NaOH混合C、50ml0.1mol.L-1CH3COOH和50ml0.2mol.L-1NaOH混合D、50ml0.2mol.L-1HCl和50ml0.1mol.L-1NH3H2O混合3.用純水把下列溶液稀釋兩倍時,其中pH值變化最小的是()0.1mol/LHCl1mol/LNH3.H2O;1mol/LHAc;1mol/LHAc+1mol/LNaAc(3)緩沖溶液pH值計算：弱酸及其弱酸鹽緩沖溶液：弱堿及其弱堿鹽緩沖溶液：

4.在常溫下，在CH3COOH與CH3COONa的混合溶液中，若他們的濃度均為0.1molL-1，測得的pH值為4.75，現(xiàn)將此溶液與等體積的水混合后，溶液的pH值為（）A、2.38，B、5.06，C、4.75，D、5.25

40.在100ml的0.14mo1.dm-3HAc溶液中,加入100ml的0.10mol.dm-3NaAc溶液,則該溶液的PH值是(計算誤差0.01PH單位)（）A.9.40B.4.75

C.4.60

D.9.25注：HAc的Pka=4.75解：混合后,[HAc]=0.07mo1.dm-3,[NaAc]=0.05mo1.dm-3,例2.將100ml0.20mol.dm-3HAc和50ml 0.20mol.dm-3NaOH混合,求混合后溶液pH值.已知HAc的解離常數(shù)Ka=1.76×10－5解:混合后,剩余HAc濃度為:HAc和NaOH反應后生成的NaAc濃度為:（4）緩沖溶液的配制

選擇緩沖溶液的原則：配制一定pH值的緩沖溶液，選擇緩沖對時，應使共軛酸的pKa與配制溶液的pH值相等或接近，即pH=pKa

。例如：配制pH=5左右的緩沖溶液，可選HAc—NaAc混合溶液（pKHAc=4.74）；配制pH=9左右的緩沖溶液,可選NH3—NH4Cl混合溶液（pK

NH4＋=9.26）；配制pH=7左右的緩沖溶液,可選NaH2PO4—Na2HPO4混合溶液（pKa2=7.20）。8.鹽類水解平衡及溶液的酸堿性(1)

強堿弱酸鹽的水解:

水解生成弱酸和強堿,溶液呈堿性。例如NaAc水解:Ac－＋H2O=HAc＋OH－(2)

強酸弱堿鹽的水解:

水解生成弱堿和強酸,溶液呈酸性。例如NH4Cl水解:NH4＋＋H2O=NH3.H2O＋H＋（3）弱酸弱堿鹽水解：水解生成弱酸和弱堿,溶液酸堿性視弱酸Ka和弱堿Kb相對強弱大小。例如NH4Ac水解溶液呈中性：

NH4Ac＋H2O＝NH3.H2O＋HAc1、某一弱酸的標準解離常數(shù)為1.0×10-5則相應強堿弱酸鹽MA的標準水解常數(shù)為：A,1.0×10-9B,1.0×10-2

C,1.0×10-19D,1.0×10-5四.難溶電解質(zhì)的多相解離平衡多相溶解平衡：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中未溶解的固體與溶液中離子之間的平衡。

AnBm(s)===nAm+(aq)+mBn-(aq)1.溶度積常數(shù)：飽和溶液中離子濃度以計量系數(shù)為指數(shù)的乘積.Ks(AnBm)={Ceq(Am+)}n{Ceq(Bn－)}mKs在一定的溫度下為一常數(shù)KS(AgCl)=Ceq(Ag+).Ceq(Cl-)KSMg(OH)2=Ceq(Mg2+).{Ceq(OH-)}22.溶解度與溶度積Ksp關(guān)系：溶解度S:每dm3水溶液中含溶質(zhì)的摩爾數(shù)。單位:mol.dm－3AB型沉淀：如AgCl,AgBr,AgI,CaSO4等。A2B或AB2型沉淀:如Ag2CrO4,Mg(OH)2等。

溶度積:CaCO3 AgCl Ag2CrO4

Ks8.7×10-91.56×10-10 9×10-12

s 9.4×10-51.25×10-51.31×10-4

對同一種類型的沉淀,溶度積Ksp越大,溶解度S越大;對不同類型的沉淀,通過計算S比較溶解度的大小。1.難溶電解質(zhì)CaF2飽和溶液的濃度是2.0×10-4moldm-3,它的溶度積是——————————————。Ａ．8.0×10-8

Ｂ4.0×10-8

Ｃ．3.2×10-11

Ｄ．8.0×10-12

2.Kθs（Mg（OH）2）=5.6×10-12，則Mg（OH）2在0.01moldm-3

NaOH溶液中的溶解度為（）A、5.6×10-9

moldm-3

，B、5.6×10-10moldm-3

，C、5.6×10-8

moldm-3

，D、5.6×10-5

moldm-3

，3.溶度積規(guī)則

Q

(AnBm)={C(Am+)}n{C(Bn－)}mQ>KS過飽和溶液，有沉淀析出Q=KS